Prof. Luis Carlos F. Oliveira – IFAL

Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Alagoas –IF/AL
Coordenadoria de Química
Disciplina: Química
ALAGOAS
-
2º bimestre
Aluno:.................................................................
Prof. Luis Carlos F. Oliveira – IFAL- Campus Marechal/AL
Elaboração:
Prof. Dr. Johnnatan Duarte de Freitas – IFAL – Campus Maceió/AL
Prof. MsC. Alan John Duarte de Freitas – IFRN – Campus Maceió/AL
Prof. Mikael de Lima Freitas – Secretaria do Estado de Educação de Alagoas
Maceió-AL
29
NATUREZA DA MATÉRIA: ESTRUTURA ATÔMICA
Atribuem-se aos gregos, as primeiras tentativas de explicar a constituição da
matéria e seu comportamento. Até então, os conhecimentos a cerca da constituição da
matéria estavam relacionados à existência de quatro elementos básicos como
pensavam os filósofos Empédocles e Aristóteles: água, terra, fogo e ar e que a mistura
em proporções diferentes e definidas conduziriam as mudanças em sua composição.
Água
Terra
Fogo
Ar atmosférico
Por volta de 478 a.C., o filósofo Leucipo, apresentou a primeira teoria atômica
de que se tem notícia, aperfeiçoada e divulgada por seu discípulo Demócrito. Leucipo
fez a comparação com a areia de uma praia: vista de longe ela parece contínua, porém,
observada de perto, notamos que é formada de pequenos “grãos”, os quais os
denominaram de átomos. Então, seriam os átomos as partículas elementares da qual
toda a matéria é formada. Porém, logo suas idéias foram abandonadas, pois estavam
baseadas em reflexões filosóficas e não em dados experimentais.
Areia da praia vista de longe
Areia da praia vista de perto
30
Essas idéias levaram ao surgimento da alquimia, uma mistura de ciência, arte e
magia, que predominou entre os séculos I e XV d.C. Os alquimistas foram os primeiros
a tentar uma explicação fundamentada na experimentação, para a constituição da
matéria. Seus principais objetivos tinham como preocupação a busca do elixir da longa
vida (substância capaz de dar a vida eterna) e a descoberta de um método de
transformar metais comuns em ouro (pedra filosofal).
Alquimista provando um suposto
elixir da longa vida
Alquimista em busca da pedra filosofal
1. Modelos atômicos
Persiste na atualidade a busca quanto ao entendimento da constituição da
matéria. Os pesquisadores buscam de certa forma, além de entender o comportamento
da matéria, transmitir esses conhecimentos para as gerações futuras, como tal, dispões
de modelos para explorar e mostrar suas idéias, foi assim que surgiram os modelos
atômicos aqui mostrados. Cabe salientar, que não se trata em discutir qual o melhor, e
sim, que devidamente refinados cada um tem sua validade.
2. Teoria Atômica de John Dalton (1808)
Embora Lavoisier, Proust e outros cientistas da época dispusessem de dados
experimentais a respeito do comportamento da matéria, tais dados não eram suficientes
para responder a questões do tipo:
• Por que os elementos não se decompõem produzindo novas espécies de matéria?
• Por que os compostos, ao se decomporem, produzem novas espécies de matéria?
• Por que a massa não varia numa transformação química em ambiente fechado?
• Por que um composto apresenta sempre a mesma composição em massa?
• Por que o número de elementos conhecidos é reduzido e o número de compostos
chega aos milhares?
Como se vê, faltava uma teoria que pudesse justificar as constatações
experimentais!
Aproximadamente 2000 mil anos se passaram e para justificar resultados
experimentais, John Dalton no início do século XIX retoma as idéias de Leucipo e
31
Demócrito a cerca da constituição da matéria. Para responder a essas perguntas e
explicá-las em nível microscópico, surgiu, em 1808, uma teoria proposta por John
Dalton, denominada teoria atómica de Dalton, nela, Dalton imagina o átomo como
uma partícula: indivisível, indestrutível e intransformável na qual:
• Toda espécie de matéria é formada de átomos.
• O átomo é uma esfera densa, maciça e neutra.
• Átomos de um mesmo elemento são iguais em todas as suas propriedades.
• Átomos de elementos diferentes possuem propriedades físicas e químicas diferentes.
• Um composto é formado pela combinação de átomos de dois ou mais elementos que
se unem entre si em várias proporções simples. Cada átomo guarda sua identidade
química.
Embora o modelo atômico de Dalton predominasse por quase todo o século XIX
à medida que novas evidências surgiram, este modelo foi perdendo espaço, pois não
explicava alguns fenômenos como os que ocorrem quando se faz passar uma corrente
elétrica através de uma solução, como os verificados por Michael Faraday (1834) nem
os fenômenos radioativos, no qual átomos instáveis de alguns elementos químicos
sofriam desintegrações e emitiam radiações.
3. Teoria Atômica de Joseph John Thomson (1897)
A partir do final do século XIX, vários cientistas realizaram diversos experimentos
que demonstraram que os átomos são constituídos por partículas ainda menores,
denominadas de partículas subatômicas.
O eletrón (e)
Em 1887, J. J. Thomson (1856-1940), estudando o comportamento de gases
submetidos à descarga elétrica, descobriu um tipo de partícula negativa que devia
fazer parte dos átomos: os elétrons, nome sugerido por Stoney.
À base desse estudo fez Thomson propor um novo modelo para o átomo, que o
associou a um “pudim de passas” em um trabalho apresentado em 1897. Pois
imaginava ele o átomo ser maciço e esférico (o que já era proposto por Dalton), porém
divisível formado por um fluido com carga positiva no qual estavam dispersos os
elétrons para garantir a eletroneutralidade da matéria.
32
O próton (p)
Posteriormente, em 1904, Ernest Rutherford, aprimorando experimentos
realizados por Eugen Goldstein (1850-1930), descobriu uma nova partícula com carga
positiva constituinte do átomo: o próton. A massa do próton é aproximadamente 1836
vezes maior que a do elétron.
Embora Rutherford tenha sido um dos mais brilhantes cientistas deste século e
tenha feito inúmeras descobertas importantes, ele é mais conhecido pela famosa
experiência na qual tentou verificar se os átomos eram realmente maciços.
4. Modelo Atômico de Ernest Rutherford (1911)
A experiência de Rutherford
Não satisfeito com as idéias de átomos maciços, Rutherford propôs para seus
assistentes um experimento, o qual foi sugerido bombardear uma finíssima lâmina de
ouro (de aproximadamente 0,0001 cm) com pequenas partículas de carga elétrica
positiva, denominadas partículas alfa (), e provenientes de um material radioativo.
As observações feitas durante o experimento levaram Rutherford a tirar uma
série de conclusões:
33
Observação
A maior parte das partículas 
atravessava a lâmina sem sofrer
desvios.
Poucas partículas  (1 em 20 000) não
atravessavam a lâmina e voltavam.
Algumas partículas  sofriam desvios
de trajetória ao atravessar a lâmina.
Conclusão
A maior parte do átomo deve ser vazio.
Nesse espaço (eletros-fera) devem estar
localizados os elétrons.
Deve existir no átomo uma pequena
região onde está concentrada sua
massa (o núcleo).
O núcleo do átomo deve ser positivo, o
que provoca uma repulsão nas
partículas  (positivas).
A comparação do número de partículas  que atravessavam a lâmina com o
número de partículas  que voltavam levou Rutherford a concluir que o raio do átomo é
10 mil vezes maior que o raio do núcleo.
A partir dessas conclusões, Rutherford propôs um novo modelo atómico,
semelhante ao sistema solar.
O nêutron (n)
Essas partículas foram descobertas em 1932 por Sir James Chadwick (18911974), durante experiências com material radioativo. Ele as denominou nêutrons.
Os nêutrons estão localizados no núcleo e apresentam massa muito próxima à
dos prótons, mas não têm carga elétrica.
O modelo atómico mais utilizado até hoje é o de Rutherford, com a inclusão dos
nêutrons no núcleo.
5. As partículas que formam o átomo
Prótons e elétrons são partículas carregadas eletricamente; apresentam a
mesma carga elementar, porém com sinais contrários. Já os nêutrons não são
carregados.
Os prótons e os nêutrons possuem aproximadamente a mesma massa e
localizam-se no núcleo do átomo, já os elétrons que estão localizados na eletrosfera,
possuem massa cerca de 1840 vezes menor que a dos prótons, daí ser considerada
desprezível.
34
Observe a tabela abaixo:
Partícula
Símbolo
Carga elétrica real (C)
Carga elétrica relativa
Massa real (kg)
Massa relativa
próton (p)
p+
+1,6 . 10-19
+1
1,67 . 10-21
1
elétron (e)
e-1,6 . 10-19
-1
9,11 . 10-25
1/1836  0
nêutron (n)
n0
0
0
1,67 . 10-21
1
6. Modelo Atômico de Niels Böhr (1913)
O modelo de Rutherford, apesar de esclarecer os anseios dos cientistas da
época não atendia aos conceitos físicos, como por exemplo: se uma partícula
carregada como o elétron gira em órbitas circulares ao redor do núcleo este
perderia energia e seria atraído em sua direção e haveria o colapso do átomo,
logo a matéria não existiria.
Coube a Niels Böhr em 1913 a explicação. Suas teorias estão baseadas em
postulados, em que:
1º) Os elétrons nos átomos movimentam-se ao redor do núcleo em trajetórias
circulares, chamadas de órbitas. Essas órbitas foram denominadas níveis de
energia. Hoje são conhecidos sete níveis de energia ou camadas,
denominadas K, L, M, N, O, P e Q.
2º) Cada nível (órbita) possui um valor de energia determinado.
3º) Um elétron não pode permanecer entre dois níveis.
4º) Um elétron para passar de um nível de menor energia para outro de maior
deve receber energia externa.
35
5º) O retorno de um elétron ao nível inicial acompanha a liberação de energia na
forma de ondas eletromagnéticas.
Elemento
Cor da chama
sódio
cálcio cobre
amarelo laranja verde
potássio
violeta
chumbo
azul
7. Principais Características dos átomos
Número atômico (Z): é o número que indica a quantidade de prótons (p) presentes no
núcleo de um átomo.
Z = n0 de prótons
Como os átomos são eletricamente neutros, o número de prótons (p) é igual ao
de elétrons (e).
Número de massa (A): é a soma do número de prótons (p) e do número de nêutrons
(n) presentes no núcleo de um átomo. O número de massa pode
ser expresso matematicamente da seguinte maneira:
A = p + n ou A = Z + n
A
Representação:
ZX
Exemplos:
a) 6C12
b) 9O19
c) 11Na23
Elemento químico: é o conjunto formado por átomos de mesmo número atômico (Z).
36
Observações importantes:
 O núcleo apresenta toda a massa do átomo.
 A eletrosfera é responsável pelo tamanho do átomo.
8. Exercício
1) Indique o nome de quem propôs os seguintes modelos:
2) (UFSC) Na famosa experiência de Rutherford, no início do século XX, com a lâmina
de ouro, o(s) fato(s) que (isoladamente ou em conjunto) indicava(m) o átomo possuir
um núcleo pequeno e positivo foi(foram):
01. As partículas alfa teriam cargas negativas.
02. Ao atravessar a lâmina, uma maioria de partículas alfa sofreria desvio de sua
trajetória.
04. Um grande número de partículas alfa não atravessaria a lâmina.
08. Um pequeno número de partículas alfa atravessando a lâmina sofreria desvio de
sua trajetória.
16. A maioria das partículas alfa atravessaria os átomos da lâmina sem sofrer desvio de
sua trajetória.
Indique as correias.
3) (FESP) No núcleo encontram-se:
a) somente elétrons.
b) somente prótons.
c) somente nêutrons.
d) prótons e elétrons.
e) prótons e nêutrons.
4) Indique o número de prótons, nêutrons e elétrons presentes nos átomos:
a) 3Li7
b) 19K39
c) 25Mn55
5) (PUC-RS) Com relação ao átomo que possui 3 prótons, 4 nêutrons e 3 elétrons,
pode-se afirmar que:
a) seu número atómico é 7.
b) seu número de massa é 3.
c) a massa atómica é praticamente a soma das massas de 3 prótons e 4 nêutrons.
d) existem 10 partículas no núcleo desse átomo.
e) o núcleo do átomo tem carga zero.
37
6) Determine o número de prótons, nêutrons e elétrons nas espécies:
56
56
56
2+
3+
a) 26Fe
26 Fe
26 Fe
b) 17Cl
35
35
17
Cl

Isótopos
São átomos que apresentam o mesmo número de prótons e diferentes números
de massa e nêutrons.
1
1H (prótio)
12
(carbono-12)
6C
Ex.:
2
1H (deutério)
13
(carbono-13)
6C
14
6C
3
1H
(trítio)
(carbono-14)
Isóbaros
São átomos que apresentam o mesmo número de massa e números de prótons
e nêutrons diferentes.
14
6C
Ex.:
e
e
26Fe
20
Ca
e
40
57
N14
57
27Co
40
18Ar
Isótonos
São átomos que possuem mesmo número de nêutrons e diferentes números
atômicos e de massa.
Ex.:
13
6C
37
17Cl
e
e
14
7N
20Ca
40
Íons
Como já sabemos, entre as partículas que formam o átomo, os elétrons possuem
carga negativa e os prótons, carga positiva. Assim, se o número de elétrons for igual ao
número de prótons, a carga total do átomo será nula, pois a carga positiva de cada
próton será compensada pela carga negativa do elétron correspondente. Dizemos que
um átomo nessa situação está eletricamente neutro. Quando um átomo está
eletricamente neutro, ele possui prótons e elétrons em igual número. Em determinadas
circunstâncias, átomos podem ganhar ou perder elétrons. Quando isso acontece, sua
carga total deixa de ser zero, ou seja, o átomo fica com desequilíbrio de carga elétrica,
formando os íons, logo: Íons são espécies com desequilíbrio de cargas elétricas
(número de prótons diferentes do de elétrons, ou seja, são espécies carregadas). Se
um átomo neutro recebe elétrons adquire carga negativa transformando-se em um
ânion (íon negativo). Por outro lado, se um átomo neutro perder elétrons, passa a
apresentar um excesso de prótons, isto é, transforma-se em um cátion (íon positivo).
Ex.:
17Cl

Ânion
23Na
+
Cátion
Espécies isoeletrônicas
São espécies que apresentam o mesmo número de elétrons.
38
Ex.:
13Al
+3
10Ne
12Mg
+2
9F

9. Exercício
7) (ESPM-SP) Um átomo X tem 56 prótons e 81 nêutrons. Um átomo Y tem número de
massa 138 e é isótopo de X, logo podemos afirmar que o número de nêutrons do átomo
Y é igual a:
a) 56.
b) 57.
c) 81.
d) 82.
e) 138.
8) Os átomos M e N são isóbaros e apresentam as seguintes características:
5X
10 + XM
11 + XN
4X + 8
Determine os números atômicos e os números de massa de M e N.
9) (Puccamp-SP) O silício, elemento químico mais abundante na natureza depois do
oxigênio, tem grande aplicação na indústria eletrônica. Por outro lado, o enxofre é de
importância fundamental na obtenção do ácido sulfúrico. Sabendo-se que o átomo
28
é isótono de uma das variedades do 16S, pode-se afirmar que esse átomo de
14Si
enxofre tem número de massa:
a) 14.
b) 16.
c) 30.
d) 32.
e) 34.
10) (FURRN) Um átomo do elemento químico X é isótopo de
Podemos concluir que o átomo do elemento X tem:
41
20A
e isóbaro de
44
22B
a) 22 prótons. d) no de massa igual a 61.
b) 24 nêutrons. e) no de massa igual a 41.
c) 20 nêutrons.
11) (UFSC) Considerando as relações entre os átomos, indicadas no esquema a seguir,
pode-se afirmar que o(s) número(s):
a) de massa de Y é 40.
b) de massa de Z é 20.
c) de prótons de Y é 22.
d) de nêutrons de X é 20.
e) de prótons de Z é 22.
f) de nêutrons de Y é 20.
g) de nêutrons de Z é 20.
39
1
2
3
12) (FEEQ-CE) As representações 1H , 1H e 1H indicam átomos de hidrogênio com
números diferentes de:
a) atomicidade.
b) valência.
c) elétrons.
d) prótons.
e) nêutrons.
13) (MACK-SP) Os números de prótons, de elétrons e de nêutrons do átomo
respectivamente:
17Cl
35
são,
a) 17, 17, 18.
b) 35, 17, 18.
c) 17, 18, 18.
d) 17, 35, 35.
e) 52, 35, 17.
14) (Fuvest-SP) Quando se compara o átomo neutro de enxofre (S) com íon sulfeto

(S2 ), verifica-se que o segundo possui:
a) um elétron a mais e mesmo número de nêutrons.
b) dois nêutrons a mais e mesmo número de elétrons.
c) um elétron a mais e mesmo número de prótons.
d) dois elétrons a mais e mesmo número de prótons.
e) dois prótons a mais e mesmo número de elétrons.
15) (FEI-SP) São dadas as seguintes informações relativas aos átomos Y e Z:
I – X é isóbaro de Y e isótono de Z.
II - Y tem número atômico 56, número de massa 137 e é isótopo de Z.
III - O número de massa de Z é 138.
O número atômico de X é:
a) 53.
b) 54.
c) 55.
d) 56.
e) 57.
10. Estudo da eletrosfera
A eletrosfera de um átomo é constituída por sete níveis de energia. Esses níveis
de energia ou camadas são representadas pelas letras maiúsculas de K a Q ou pelos
números de 1 a 7. Cada camada comporta um número máximo de elétrons. Quanto
mais próxima do núcleo do átomo menor será sua energia, logo, a 1ª camada é a de
menor energia e a 7ª a de maior energia.
40
Os subníveis
Em 1920 análises por espectroscopia mostraram-se a melhor maneira de se
estudar a eletrosfera dos átomos. A partir do modelo de Böhr, Arnold Sommerfield
propôs que os níveis de energia estariam divididos em regiões ainda menores, por ele
denominadas de subníveis de energia.
Os subníveis, ou subcamadas, são subdivisões dos níveis de energia e são
representados pelas letras minúsculas s, p, d e f. Cada uma dessas subcamadas
comporta um número máximo de elétron e apresentam a ordem crescente de energia
como apresentado abaixo:
11. Distribuição eletrônica para átomos neutros
Para fazer a distribuição dos elétrons deve-se levar em consideração a tendência
de minimizar a energia da eletrosfera. Os elétrons procuram distribuir-se nos subníveis
41
de menor energia, desde que haja lugar disponível. A maneira utilizada para fazer a
distribuição e seguir o diagrama sugerido por Linus Pauling.
Para fazer a distribuição basta seguir as setas indicadas no diagrama. O
diagrama mostra a ordem energética dos subníveis.
Ex.:
Camada de valência →
núcleo.
é a camada mais externa, ou seja, a mais afastada do
Subnível mais energético →
Elétrons de valência →
é o último da distribuição.
são os elétrons da última camada.
12. Distribuição eletrônica para íons
Os íons só diferem dos respectivos átomos neutros apenas pelo número de
elétrons. Assim, para fazer a distribuição eletrônica de íons, deve-se inicialmente fazer
a distribuição do átomo neutro e, a seguir, retirar elétrons se for um cátion ou
acrescentar se for um ânion. Contudo, devemos retirar ou colocar elétrons na camada
de valência dos átomos.
42
Ex.:
→ 1s2 2s2 2p6 3s1 retirando 1 elétron Na+ →
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
colocando 1 elétron
17Cl →
11Na
3s2 3p6
1s2 2s2 2p6

Cl →
1s2 2s2 2p6
13. Exercício
16) Faça a distribuição eletrônica em subníveis de energia:
a) 9F.
b) 10Ne.
c)15P.
d) 28Ni.
e) 56Ba.
17) (FOC-SP) A configuração eletrônica do escândio (21Sc), no seu estado fundamental,
é:
a) 1s22 2s22 2p66 3s22 3p66 4s23 3d1.
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3d1 . 4
c) 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d .
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 4s1 3d5.
18) (FUC-MT) O bromo, que nas condições ambientes
se encontra no estado líquido e
é formado por átomos representados por 35Br80, apresenta:
a) 25 elétrons na camada de valência.
b) 2 elétrons na camada de valência.
c) 7 elétrons na camada de valência.
d) 35 partículas nucleares.
e) 45 partículas nucleares.
19) A fosforita Ca3(PO4)2 é o principal componente dos ossos dos animais. Como
podemos observar pela fórmula
da fosforita, o elemento cálcio faz parte deste sal.
Considerando o átomo de 20Ca40, podemos afirmar que o número de elétrons existentes
no nível (camada) de valência do cálcio é igual a:
a) 2
b) 4
C) 8
d) 10
e) 20
20) Qual o número atômico de um átomo, sabendo que
o subnível de maior energia da
sua distribuição eletrônica no estado fundamental é 4p2?
21) (Fuvest-SP) Considere os seguintes elementos e seus respectivos números
atômicos:
I - Na (11)
II - Ca (20)
III - Ni (28)
IV - Al (13)
Dentre eles, apresenta (ou apresentam) elétrons no subnível d de suas configurações
eletrônicas apenas:
43
a) l e IV
b) III
c) II
d) II e III
e) II e IV
22) (Vunesp-SP) Um átomo tem número de massa 31 e 16 nêutrons. Qual é o número
de elétrons no seu nível mais externo?
23) (Fuvest-SP) A seguir, são mostradas quatro configurações eletrônicas.
I - 1s2 2s2 2p6
II - 1s2 2s2 2p6 3s2
III - 1s2 2s2 2p6 3s2 3s5
IV - 1s2 2s2 2p6 3s2 3s5
a) Qual da configurações corresponde a cada um dos átomos Cl, Mg, Ne?
b) Quais configurações apresentam o mesmo número de elétrons na camada de
valência? (Dados os números atômicos: Cl = 17, K = 19, Al = 13, Ne = 10, Mg = 12.)
24) (U. Estácio de Sá-RJ) O cátion trivalente do cobalto (Z = 27) apresenta, nos níveis,
a seguinte distribuição eletrônica:
a) 2, 8, 15, 2.
b) 2, 8, 8, 8, 1.
c) 2, 8, 12, 2.
d) 2, 8, 17.
e) 2, 8, 14.
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA: TABELA PERIÓDICA
1. Introdução
O número de elementos químicos conhecidos aumentou bastante no século
passado, como podemos ver pela tabela a seguir:
Até o final do século
XVII
XVIII
XIX
Até hoje
Números de elementos
conhecidos
14
33
83
109 (?)
44
Em Química, os critérios utilizados para a organização dos elementos foram
estabelecidos ao longo do tempo.
A tabela periódica ou classificação periódica dos elementos é um arranjo que
permite não só verificar as características dos elementos e suas repetições, mas
também fazer previsões.
Com o grande aumento no número de elementos químicos conhecidos, os
cientistas do século passado se depararam na situação de imaginar classificações onde
os elementos ficassem reunidos em grupos com propriedades semelhantes
denominadas de propriedades periódicas, tal objetivo era para facilitar o estudo
desses elementos.
O trabalho mais meticuloso foi feito pelo professor de Química da Universidade
de São Petersburgo (Rússia), Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834-1907), em 1869,
quando ele ordenou cerca de 63 elementos químicos conhecidos em sua época em 12
linhas horizontais, em ordem de massas atômicas crescentes e tomando o cuidado de
colocar na mesma vertical os elementos de propriedades químicas semelhantes.
Surgiu, então, a tabela mostrada a seguir:
Mendeleev (1834-1907)
Tabela proposta por Mendeleev
Um fato curioso, e que mostra como o raciocínio científico meticuloso pode às
vezes levar a prever descobertas futuras, foi o seguinte: propositalmente, Mendeleev
deixou “vazios” na tabela, onde aparece o sinal de interrogação (?), dizendo que no
futuro seriam descobertos novos elementos químicos que deveriam ser aí encaixados.
Suas previsões estavam plenamente corretas. Mendeleev foi além: conseguiu prever
com grande precisão as propriedades dos elementos de massas atômicas 44 (hoje
chamado escândio) e 72 (hoje chamado germânio), alguns anos antes de esses
elementos serem descobertos.
45
2. Classificação periódica atual (Mendeleev-Moseley)
Além de ser mais completa que a tabela Mendeleev, a Classificação Periódica
Moderna proposta por Henry G. J. Moseley (1887-1915) apresenta os elementos
químicos dispostos em ordem crescente de números atômicos. Atualmente, sua
apresentação mais comum é a mostrada a seguir:
3. Famílias, grupos ou colunas
A tabela periódica atual é constituída por 18 famílias.
Existem, atualmente, duas maneiras de identificar as famílias ou grupos. A mais
comum é indicar cada família por um algarismo romano, seguido das letras A e B, por
exemplo, IA, IIA, VB. Essas letras A e B indicam a posição do elétron mais energético
nos subníveis.
No final da década de 80, a IUPAC propôs outra maneira: as famílias seriam
indicadas por algarismos arábicos de 1 a 18, eliminando-se as letras A e B.
Famílias A ou zero
Os elementos que constituem essas famílias são denominados elementos
representativos, e seus elétrons mais energéticos estão situados em subníveis s ou p.
Nas famílias A, o número da família indica a quantidade de elétrons na camada
de valência. Elas recebem ainda nomes característicos, ver tabela abaixo.
46
(1) IA
1
Distribuição
eletrônica da
camada de
valência
ns1
(2) IIA
2
ns2
(13) IIIA
(14) IVA
3
4
ns2 np1
ns2 np2
(15) VA
5
ns2 np3
No de elétrons
na camada de
valência
Família ou
grupo
Nome
metais alcalinos
metais alcalinoterrosos
família do boro
família do carbono
família do
nitrogênio
calcogênios
halogênios
(16) VIA
6
ns2 np4
(17) VIIA
7
ns2 np5
(18) VIIIA
8
ns2 np6
gases nobres
ou 0
observação: nessa configuração, n é igual ao número do nível de valência.
Observações:
1. A família 0 recebeu esse número para indicar que sua reatividade nas condições
ambientes é nula.
2. O elemento hidrogênio (H), embora não faça parte da família dos metais alcalinos,
está representado na coluna IA por apresentar 1 elétron no subnível s na camada de
valência.
3. O único gás nobre que não apresenta 8 elétrons na camada de valência é o He: 1s 2.
Famílias B
Os elementos dessas famílias são denominados genericamente elementos de
transição.
Uma parte deles ocupa o bloco central da tabela periódica, de IIIB até IIB (10
colunas, de 3 a 12), e apresenta seu elétron mais energético em subníveis d.
IIIB (3) IVB (4) VB (5) VIB (6)
d1
d2
d3
d4
VIIB
(7)
d5
VIIIB (8, 9 e 10)
d6
d7
d8
IB
(11)
d9
(IIB)
d10
A outra parte deles está deslocada do corpo central, constituindo as séries dos
lantanídeos e dos actinídeos. Essas séries apresentam 14 colunas. O elétron mais
energético está contido em subnível f (f1 a f14).
O esquema a seguir mostra o subnível ocupado pelo elétron mais energético dos
elementos da tabela periódica.
47
4. Períodos
Na tabela atual existem sete períodos, e o número do período corresponde à
quantidade de níveis (camadas) eletrônicos que os elementos químicos apresentam.
Veja alguns exemplos:
4Be
13Al
— 1s2
K
2s2
L
— 1s2
K
2s2 2p6
L
o
2 camadas eletrônicas (K e L): 2 período
3s2 3p1
o
M
3 camadas eletrônicas (K, L e M): 3 período
5. Localização na tabela periódica
A distribuição eletrônica do átomo de um dado elemento químico permite que
determinemos sua localização na tabela.
Vejamos um exemplo de como se pode localizar o elemento químico a partir da
distribuição eletrônica:
35Br—
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
camadas (níveis):
K = 2 L = 8 M = 18
N=7
48
Características da distribuição eletrônica
4 camadas (K, L, M, N)
7 elétrons na camada de valência (4s2 4p5)
elétron de maior energia situado no subnível p (4p5)
Localização e classificação
o
4 período
família VIIA (halogênios)
bloco p (elemento representativo)
6. Ocorrência dos elementos
Oficialmente, são conhecidos hoje 115 elementos químicos, dos quais 88 são
naturais (encontrados na natureza) e 27 artificiais (produzidos em laboratório); estes
últimos podem ser classificados em:
 cisurânicos - apresentam números atômicos inferior a 92, do elemento urânio, e
são os seguintes: tecnécio (Tc, Z = 43), astato (At, Z = 85), frâncio (Fr, Z = 87),
promécio (Pm, Z = 61).
 transurânicos - apresentam número atômico superior a 92 e são atualmente em
números de 23.
7. Exercício
25) (U. F. Uberlândia-MG/Paies) No início do século XIX, com a descoberta e o
isolamento de diversos elementos químicos, tornou-se necessário classificá-los
racionalmente, para a realização de estudos sistemáticos. Muitas contribuições foram
somadas até se chegar à atual classificação periódica dos elementos químicos. Em
relação à classificação periódica atual, responda:
a) Como os elementos são listados, sequencialmente, na tabela periódica?
b) Em quais grupos da tabela periódica podem ser encontrados: um halogênio, um
metal alcalino, um metal alcalino terroso, um calcogênio e um gás nobre?
26) (Mogi-SP) Considere os elementos 3Li, 9F, 8O,
similaridade em suas propriedades? Por quê?
20Ca
e
16S.
Quais apresentam maior
27) (Cesgranrio) Fazendo a associação entre as colunas abaixo, que correspondem às
famílias de elementos segundo a tabela periódica, a sequência numérica será:
(1) Gases nobres
( ) Grupo 1A
(2) Metais alcalinos
( ) Grupo 2A
(3) Metais alcalino-terrosos
( ) Grupo 6A
(4) Calcogênios
( ) Grupo 7A
(5) Halogênios
( ) Grupo 0
a) 1, 2, 3, 4, 5.
b) 2, 3, 4, 5,1.
c) 3, 2, 5, 4, 1.
d) 3, 2, 4, 5, 1.
e) 5, 2, 4, 3, 1.
28) (Ulbra-RS) Consulte a tabela periódica e identifique elementos que podem ser
classificados como:
49
Metal Gás raro Halogênio Formador de cátion +2
a) Au
Ar
Se
O
b) Ag
N
F
K
c) Zn
H
I
Sr
d) W
Xe
Br
Mg
e) K
He
N
C
29) (Vunesp) Os elementos I, II e III têm as seguintes configurações eletrônicas em
suas camadas de valência:
I - 3s2 3p3; II- 4s2 4p5; III - 3s2.
Com base nessas informações, assinale a afirmação errada.
a) O elemento l é um não-metal.
b) O elemento II é um halogênio.
c) O elemento III é um metal alcalino-terroso.
d) Os elementos l e III pertencem ao terceiro período da tabela periódica.
e) Os três elementos pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica.
30) (PUC-PR) O subnível mais energético do átomo de um elemento no estado
fundamental é 5p4. Portanto, o seu número atômico e sua posição na tabela periódica
será:
o
a) 40, 5A e 4 período.
o
b) 34, 4A e 4 período.
o
c) 52, 6A e 5 período.
o
d) 56, 6A e 5 período.
o
e) 55, 5A e 5 período.
31) (UEBA) Um átomo apresenta normalmente 2 elétrons na primeira camada, 8
elétrons na segunda, 18 elétrons na terceira camada e 7 na quarta camada. A família e
o período em que se encontra esse elemento são, respectivamente:
a) família dos halogênios, sétimo período.
b) família do carbono, quarto período.
c) família dos halogênios, quarto período.
d) família dos calcogênios, quarto período.
e) família dos calcogênios, sétimo período.
32) (PUC-SP) Na classificação periódica, considerando-se uma sequência de
elementos de transição, dispostos em ordem crescente de números atômicos, pode-se
concluir que os elétrons vão sendo acrescentados sucessivamente na:
a) última camada eletrônica.
b) penúltima camada eletrônica.
c) antepenúltima camada eletrônica.
d) última ou penúltima camada eletrônica.
e) penúltima ou antepenúltima camada eletrônica.
50
33) (UECE) Dados os elementos químicos:
G: 1s2
J: 1s2 2s1 L: 1s2 2s2
M: 1s2 2s2 2p6 3s2
Apresentam propriedades químicas semelhantes:
a) G e L, pois são gases nobres.
b) G e M, pois têm dois elétrons no subnível mais energético.
c) J e G, pois são metais alcalinos.
d) L e M, pois são metais alcalino-terrosos.
8. Propriedades periódicas e aperiódicas
A tabela periódica pode ser utilizada para relacionar as propriedades dos
elementos com suas estruturas atómicas. Essas propriedades podem ser de dois tipos:
periódicas e aperiódicas.
Propriedades periódicas
As propriedades periódicas são aquelas que, à medida que o número atômico
aumenta, assumem valores crescentes ou decrescentes em cada período, ou seja,
repetem-se periodicamente.
Esse fato costuma ser traduzido pela seguinte lei:
Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos são funções
periódicas de seus números atômicos (Lei de Periodicidade ou Lei de Moseley).
Exemplo: o número de elétrons na camada de valência.
Raio atómico: o tamanho do átomo
O tamanho do átomo é uma característica difícil de ser determinada, pois a
eletrosfera de um átomo não tem fronteira definida. No gráfico a seguir, em que os
valores foram obtidos experimentalmente, estão colocados, nas abscissas, os
elementos em ordem crescente de seus números atômicos e nas ordenadas, os valores
de raios atômicos.
De maneira geral, para comparar o tamanho dos átomos, devemos levar em conta dois
fatores:
51
Número de níveis (camadas): quanto maior o número de níveis, maior será o tamanho
do átomo.
Caso os átomos comparados apresentem o mesmo númeor de níveis (camadas),
devemos usar outro critério.
Número de prótons: o átomo que apresenta maior número de prótons exerce uma
maior atração sobre seus elétrons, o que ocasiona uma redução no seu tamanho.
Generalizando:

numa mesma família: o raio atómico (tamanho do átomo) aumenta de cima para
baixo na tabela, devido ao aumento do número de níveis;

num mesmo período: o tamanho do átomo aumenta da direita para a esquerda
na tabela, devido à diminuição do número de prótons nesse sentido, o que
diminui a força de atração sobre os elétrons.
Energia de ionização
Energia de ionização (E.I.): é a energia necessária para remover um ou mais elétrons
de um átomo isolado no estado gasoso.
+
X0 (g) + energia → X g) + e
Quanto maior o raio atômico, menor será a atração exercida pelo núcleo sobre o
eletron mais afastado; portanto, menor será a energia necessária para remover esse
eletron.
Generalizando:
Quanto maior o tamanho do átomo, menor será a primeira energia de ionização.


numa mesma família: a energia de ionização aumenta de baixo para cima;
num mesmo período: a E.I. aumenta da esquerda para a direita.
52
Ao retirarmos o primeiro elétron de um átomo, ocorre uma diminuição do raio.
Por esse motivo, a energia necessária para retirar o segundo elétron é maior.
Assim, para um mesmo átomo, temos:
a
a
a
1 E.I. < 2 E.I. < 3 E.I.
Afinidade eletrônica ou eletroafinidade
Eletroafinidade: é a energia liberada quando um átomo isolado, no estado gasoso,
"captura" um elétron.
0

X (g) + e → X g) + energia
A medida experimental da afinidade eletrônica é muito difícil e, por isso, seus
valores foram determinados para poucos elementos.
Veja no quadro aseguir alguns valores conhecidos de eletroafinidade.
Generalizando:
Numa família ou num período, quanto menor o raio, maior a afinidade eletrônica.
Eletronegatividade
Átomos dos diversos elementos químicos apresentam diferentes tendências para
atrair elétrons.
Denomina-se eletronegatividade a capacidade que os átomos de um
determinado elemento possuem para atrair elétrons de uma ligação.
Há várias décadas, os químicos se preocupam em estabelecer escalas
numéricas para expressar a eletronegatividade. Entre as muitas escalas existentes, a
mais importante é a que foi elaborada pelo químico americano Linus Pauling (19011994).
53
A partir desses valores podemos construir uma fila com alguns dos elementos
que serão citados frequentemente em nosso curso de Química:
F > O > N = Cl > Br > I = S = C > P = H > metais
Densidade
A densidade (d) de um corpo expressa a relação entre a massa (m) e o volume
(V) ocupado por esse corpo.
d = m/v (em g/mL ou g/cm3)
Numa família, a densidade de um elemento aumenta com o número atômico, o
que ocorre de cima para baixo.
Num período, a densidade cresce da extremidade para o centro.
Esquematizando, temos:
Ponto de fusão e ponto de ebulição
Ponto de fusão (PF) é a temperatura na qual o sólido se transforma em líquido a
uma determinada pressão.
Ponto de ebulição (PE) é a temperatura na qual o líquido se transforma em
vapor a uma determinada pressão.
À exceção dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, o ponto de fusão e o ponto
de ebulição em um período crescem das extremidades para o centro, e numa família
crescem de cima para baixo.
54
9. Propriedades aperiódicas
As propriedades aperiódicas são aquelas cujos valores variam (crescem ou
decrescem) à medida que o número atómico aumenta e que não se repetem em
períodos determinados ou regulares. Exemplos: a massa atómica de um elemento
sempre aumenta de acordo com o número atómico desse elemento, o calor específico,
a dureza, o índice de refração etc.
10. Exercício
34) (Cesgranrio) Considerando um grupo ou família na tabela periódica, podemos
afirmar em relação ao raio atômico:
a) Aumenta com o aumento do número atômico devido ao aumento do número de
camadas.
b) Aumenta à medida que aumenta o número de elétrons do nível L.
c) Não sofre influência da variação do número atômico.
d) Diminui à medida que aumenta o número atômico devido ao aumento da força de
atração do núcleo.
e) Diminui com o aumento do número atômico devido ao aumento do número de
elétrons.
35) (UFMG) Com relação a átomos de oxigênio, todas as alternativas estão corretas,
exceto:
a) A massa total do átomo está, praticamente, concentrada no núcleo.
b) A perda de elétron pelo átomo neutro ocorre com liberação de energia.
c) O ganho de 2 elétrons leva à formação de um íon negativo de raio maior que o do
átomo neutro.
d) Os átomos de número de massa 18 têm 10 nêutrons.
e) Os núcleos dos átomos neutros são envolvidos por 8 elétrons.
36) (UFMG) Na tabela periódica proposta por Mendeleev em 1869, havia um lugar vago
para um elemento ainda não descoberto naquela época. Esse elemento pertenceria à
coluna do carbono e silício e foi denominado eka-silício.
55
Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907).
Mendeleev previu, com grande exatidão, as propriedades do eka-silício. A descoberta
do germânio em 1886 veio confirmar as previsões do químico russo. Considerando-se
as propriedades do germânio e a sua posição na tabela periódica, Mendeleev poderia
ter previsto para esse elemento todas as propriedades seguintes, exceto:
a) Apresenta alta condutividade elétrica no estado sólido.
b) É sólido à temperatura ambiente.
c) Forma um cloreto com a composição GeCl4.
d) Forma um óxido com a composição GeO2.
e) Tem átomos mais pesados do que os átomos de silício.
37) (Faap-SP) Levando em consideração as posições dos elementos AI, Na, Pd, Zn e
Ni na Tabela Periódica, disponha-os segundo a ordem crescente de suas respectivas
densidades.
38) (Fuvest-SP) Considere os seguintes átomos neutros: A (18 elétrons), B (17
elétrons), C (11 elétrons) e D (2 elétrons).
(A) A que família pertencem?
(B) Coloque-os em ordem crescente dos potenciais de ionização.
39) Coloque os elementos AI, Ar, P, Na, F e N em ordem crescente de afinidade
eletrônica.
40) (Fesp-SP) Constituem propriedades aperiódicas dos elementos:
a) densidade, volume atômico e massa atômica.
b) ponto de fusão, eletronegatividade e calor específico.
c) volume atômico, massa atômica e ponto de fusão.
d) massa atômica, calor específico e ponto de fusão.
e) massa atômica e calor específico.
41) (UFRS) Pela posição ocupada na Tabela Periódica, qual dos elementos é o mais
denso?
a) Chumbo.
b) Ósmio.
c) Mercúrio.
d) Urânio.
e) Bário.
42) (Unip-SP) É dada a configuração eletrônica de cinco elementos químicos
pertencentes ao mesmo período da Tabela Periódica:
56
A. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
B. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
C. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
D. 1s2 2s2 2p6 3s2
E. 1s2 2s2 2p6 3s1
O elemento que apresenta a primeira energia de ionização mais elevada é:
a) A
b) B
c) C d) D
e) E
43) (PUC-RS) A alternativa que apresenta os elementos em ordem crescente de seus
potenciais de ionização é:
a) hélio, carbono, berílio, sódio.
b) neônio, flúor, oxigênio, lítio.
c) sódio, neônio, carbono, lítio.
d) flúor, potássio, carbono, berílio.
e) potássio, sódio, nitrogênio, neônio.
44) (UEPI) Das afirmações abaixo são verdadeiras somente:
I. Em um período, os elementos apresentam o mesmo número de níveis.
II. O raio atômico aumenta nos períodos com o aumento do número atômico.
III. O elemento de número atômico (Z = 37) pertence ao 4º período e grupo 7A.
2
IV. Os elementos do grupo 2A apresentam, na última camada, a configuração geral ns .
a) I, III e IV
b) I, II e IV
c) I, II e III
d) I e IV
e) II e IV
45) (UECE) Atualmente, para aumentar a absorção dos raios ultravioleta por filtros
solares, se utiliza o TiO2, que aumenta o valor do fator de proteção solar (F.P.S.) sem
afetar os atributos cosméticos do produto. Com relação ao titânio e ao oxigênio,
podemos afirmar que são, respectivamente:
a) metal alcalino e halogênio.
b) metal alcalino e calcogênio.
c) metal de transição e halogênio.
d) metal de transição e calcogênio.
46) (Osec-SP) Um dos isótopos do elemento químico A, localizado na família 2A do 4o
período da Classificação periódica, tem igual quantidade de prótons e nêutrons. O
número de massa do isótopo é:
a) 10
b) 20
c) 40
d) 50
57
e) 60
47) (Mackenzie-SP) Se a distribuição eletrônica do átomo R é: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
3d10 4p3, então R:
a) pertence ao subgrupo 3A.
b) apresenta o último orbital p completo.
c) pertence à família do nitrogênio.
d) é do grupo B.
e) está no 3o período da Tabela Periódica.
48) (U. Ribeirão Preto-SP) Dois elementos A e B de números atômicos Z e Z + 1
respectivamente pertencem a um mesmo período da Tabela Periódica. Acerca desses
elementos podemos afirmar que:
a) se A é um halogênio, B é um metal alcalino.
b) se A é um metal alcalino, B é um metal alcalino-terroso.
c) a energia de ionização de A é superior a de B.
d) o raio atômico de B é superior ao de A.
e) os átomos dos dois elementos, no estado fundamental, são isoeletrônicos.
49) (ITA-SP) Em relação ao tamanho de átomos e íons, são feitas as afirmações
seguintes:

I. O Cl (g) é menor do que o Cl(g).
II. O Na+(g) é menor do que o Na(g).
IIl. O Ca2+(g) é maior do que o Mg2+(g).
IV. O Cl(g) é maior do que o Br(g).
Das afirmações anteriores, estão corretas apenas:
a) II.
b) I e II.
c) II e III.
e) II, III e IV.
d) I, III e IV.
50) (F. Dom Bosco-DF) Um elemento que apresenta, nos úllimos subníveis, a
configuração 4s2, 3d2 é um elemento:
a) alcalino.
b) de Transição.
c) alcalino-terroso.
d) calcogênio.
e) gás nobre.
11. Bibliografia
PERUZZO, T. M.; CANTO, E. L., Química - volume único, 1ª ed., Ed. Moderna, 1999.
SARDELLA, A., Curso Completo de Química - volume único, 2ª ed., Ed. Ática, 1999.
USBERCO, J.; SALVADOR, E., Química – volume único, 5ª ed., Ed. Saraiva, 2002.
RUSSELL, J. B., Química Geral, 2ª ed., Vol. 1, Ed. Makron Books, 1994.
SANTOS, P. L.W.; MÓL, G. S., et al. Química e Sociedade - volume único., Ed. Nova
Geração, 2005.
58